苏教版化学反应原理第三章知识点归纳.doc

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1、Four short words sum up what has lifted most successful individuals above the crowd: a little bit more.-author-date苏教版化学反应原理第三章知识点归纳考前归纳专题3苏教版化学反应原理知识点归纳第三章第一单元 弱电解质的电离平衡电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。非电解质：在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI 记住：强 酸：强、弱电解质的判断：化合物非电解质电解质强电解质弱电解质大部分的盐类强 碱强 酸活泼金属的

2、氧化物弱 酸弱 碱水离子化合物共价化合物大多数有机物，非金属氧化物，NH3CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、HClO、HF、所有的有机羧酸弱 酸：强 碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2弱 碱：NH3H2O强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱,而是看溶于水的部分是否完全电离.二、弱电解质的电离平衡 CH3COOH CH3COO - + H+电离结合1.定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态电离平衡2.特点：动 电离平衡是一种动态平衡 定

3、 条件不变，溶液中各分子、离子的 浓度不变，溶液里既有离子又有分子 等 V电离=V分子化0逆 弱电解质的电离影响电离平衡常数大小的因素：A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。B.弱电解质的电离平衡常数受温度变化的影响，但室温下一般变化不大。C.弱电解质的电离平衡常数大小不受其浓度变化的影响3.量度弱电解质电离程度的化学量：（1）电离平衡常数：Ka=c ( H+) .c( A-) c(HA)对于一元弱酸：HA H+A-，平衡时对于一元弱碱：MOH M+OH-，平衡时Kb=c ( M+).c( OH- ) c(MOH)意义：K值越大，电离程度越大，相应

4、酸 (或碱) 的酸(或碱)性越强。（2）弱电解质的电离度 ： =已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度已电离的分子数 弱电解质分子总数=弱电解质浓度越大，电离程度越小。4.影响电离平衡的因素（1）温度 电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。（2）浓度 弱电解质浓度越大，电离程度越小。（3）同离子效应 同离子效应(即在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动)（4）化学反应 在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。三、电离方程式的书写强电解质在溶液中完全电离，用“”弱电解质在溶液中部分电离，用“

5、”多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。四、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:+ H2O+H2O H3O+OH ( H2O H+OH)电离常数：K 电离C(H+)C(OH-） C(H2O）【小结】（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25时， Kw =110-14，（2）在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中总的离子浓度.（3）常温下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)C(OH)=11014（4）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)C(OH)（5）根据Kw=C(H)C(OH) 在特定温度下为定

6、值,C(H) 和C(OH) 可以互求.3、影响水的电离平衡移动的因素常见物质酸性： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离第二单元 溶液的酸碱性中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)c(OH-)溶液的酸碱性与C(H+),C(OH-) 的关系一、酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110-7mol/L 碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110- 7mol/L常温下（25）注意：任何温度下，溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(

7、OH-)的相对大小，而不能只用c(H+)的多少来判断溶液的酸、碱性，即：1.意义：表示溶液酸碱性的强弱。2.表示：用C（H+ ）的负对数来表示。3.计算式：二：PH与溶液的酸碱性PH= -lg c(H+) 注意：适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4.适用范围：注意1、PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。2、PH范围0-14之间。3、PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液、PH值增加一个单位C（H+） 减小倍溶液的pH值与酸碱性的关系0 100 1001 1012 1023 1034 1045

8、1056 1067 1078 1089 10910 101011 101112 101213 101314 1014酸性增强碱性增强中性小结：PH值的计算方法是根据水的离子积常数和已知条件，求得c(H+)，然后求出PH值。三、测定溶液酸碱性的常用方法1、酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙）2、PH试纸：广泛PH试纸：114，只能读得整数 精密PH试纸PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。注意：玻璃棒和试纸都不得用水润湿！3、PH计。它可以精确测量溶液的PH值。四、PH值计算的常见类型1、溶液的稀释强

9、酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。强酸强碱溶液稀释规律小结：一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小 个单位，但稀释后pH值一定大于7。2、强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和强酸与强酸混合，先算混合后的H+，再算pHH+混=c1(H+)V1+c2(H+)V2V1+V2强碱与强碱混合，先算混合后的OH-，再由Kw求H+及pH，或先算混合后的OH-及pOH，再求pH（注意：绝对不能先直接求H+再按之

10、来算pH）经验公式：已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（其中0.3是lg2的近似值）3、酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 注意：（1）强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c（H+），再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。(2)在稀释时，当他们的浓度大于10-5moLL-1时，不考虑水的电离；当他们的浓度小于10-5moLL-1时，应考虑水的电离。（3）与强酸强碱的稀释相比，弱酸、弱碱的稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡

11、的移动，我们一般不能求得具体的数值，只能确定其范围。如：PH=10的NH3H2O溶液稀释100倍，稀释后的8PH10总结溶液的稀释规律：强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apHpHb-n；酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释 相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（强碱、 弱碱相似）6、强酸与强碱溶液混合其反应的实质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单要从以下三种可能去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）

12、n（OH-），酸过量，计算剩下 的H+，再算pH（3）若n（H+）HB则NaB中B-水解的程度较A-水解程度大则NaA和NaB的溶液碱性：NaA10g易溶：1g10g 可溶：0.01g1g 微溶： 0.01g 难溶：溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g 溶剂里达到饱和状态 时所溶解的质量一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的 速率和沉淀生成速率相等注意：饱和溶液2、表示方法：AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)3、意义： (不表示 电离平衡) 表示：一方面：少量的Ag+ 和Cl-脱离AgCl表面进入水中，另一方面：溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面的阴、阳离子

13、的吸引回到AgCl的表面4、沉淀溶解平衡的特征：等 定 动 变 5、影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质 （2）外因：温度，外加酸碱盐二、溶度积常数（简称溶度积）1、表示： Ksp 2、意义：Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越强。 3、特点：一定温度下，为一常数 碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110- 7mol/L溶液的酸碱性与C(H+),C(OH-) 的关系总结：酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110-7mol/L 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)c(OH-)注意：任何温度下，溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小，而不能只用c(H+)的多少来判断溶液的酸、碱性（只适合25 ），即：常温下（25）-